Період 2 періодичної системи елементів

Матеріал з Вікіпедії — вільної енциклопедії.
Перейти до: навігація, пошук

До другого періоду періодичної системи належать елементи другого рядка (або другого періоду) періодичної системи хімічних елементів. Будова періодичної таблиці заснована на рядках для ілюстрації повторюваних (періодичних) тенденцій у хімічних властивостях елементів при збільшенні атомного номеру: новий рядок починається тоді, коли хімічні властивості повторюються, тобто елементи з аналогічними властивостями потрапляють до одного вертикального стовпчика. Другий період має більше елементів, ніж попередній: літій, берилій, бор, вуглець, азот, кисень, флуор і неон. Таке розташування пояснюється сучасною теорією будови атома.

Елементи[ред. • ред. код]

Елементи у періодичній таблиці[ред. • ред. код]

Хімічні елементи другого періоду
Група 1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
I II III IV V VI VII VIII
Символ 3
Li		 4
Be		 5
B		 6
C		 7
N		 8
O		 9
F		 10
Ne

Електронні конфігурацфї[ред. • ред. код]

Хімічний елемент Пе Електронна конфігурація
3 Li Літій Лужний метал [He] 2s1
4 Be Берилій Лужноземельний метал [He] 2s2
5 B Бор Металоїд [He] 2s2 2p1
6 C Вуглець Неметал [He] 2s2 2p2
7 N Азот Неметал [He] 2s2 2p3
8 O Кисень Неметал [He] 2s2 2p4
9 F Флуор Галоген [He] 2s2 2p5
10 Ne Неон Інертний газ [He] 2s2 2p6

Літій[ред. • ред. код]

Докладніше: Літій
Шматочки літію плавають у гасі

Літій (Li) — хімічний елемент з атомним номером 3, має два ізотопи:6Li і7Li. При нормальній температурі та тиску сріблясто-білий, м'який лужний метал з високою реакційною здатністю. Його щільність становить 0,564 г/см−3. Найлегший зі всіх металів і з найменшою густиною усіх твердих елементів.[1] Найпоширенішим у природі ізотопом є літій−7, позначається як7Li, становить 92,5% усього літію. Такий ізотоп складається з трьох протонів і чотирьох нейтронів.[2] Ізотоп літій-6, позначається6Li, теж стабільний, має три протона і три нейтрона. Ці два ізотопи складають весь природний літій на Землі, хоча штучно були синтезовані й інші ізотопи.[2] У іонних з'єднаннях літій втрачає електрон і стає позитивно зарядженим катіоном Li+.

За теорією, Li є одним з небагатьох елементів, синтезованих внаслідок Великого Вибуху, тому його зараховують до списку споконвічних елементів. Літій посідає 33 місце серед найпоширеніших елементів на Землі,[3] зустрічаючись у концентраціях від 20 до 70 мільйонних часток за вагою,[4] але через його високу реакційну здатность у природі він зустрічається тільки у вигляді з'єднань. Найбільш багатим джерелом літій-вмісних сполук є гранітні пегматити, а також сподумен і петаліт, які є найбільш комерційно доцільними джерелами цього елемента.[4] Метал виділяється електролітично з суміші хлориду літію і хлориду калію.

Солі літію використовуються у фармакологічній промисловості як лікарський засіб для стабілізації настрою.[5][6] Вони використовуються також при лікуванні біполярного розладу, де грають певну роль у лікуванні депресії і манії, і можуть зменшити шанси суїциду.[7] Найчастіше зі з'єднань літію застосовуються карбонат літію Li2CO3, цитрат літію Li3C6H5O7, сульфат літію Li2SO4 і оротат літію LiC5H3N2O4·H2O. Літій використовується також як анод у літієвих батареях, а його сплави з алюмінієм, кадмієм, міддю і марганцем використовуються для високоміцних частин літаків і космічних апаратів, наприклад, для зовнішнього паливного бака космічного корабля Спейс шаттл.[1]

Берилій[ред. • ред. код]

Докладніше: Берилій
Великий шмат берилію

Берилій (Be) — хімічний елемент з атомним номером 4, існує у вигляді9Be. При нормальній температурі і тиску берилій твердий, легкий, крихкий, двовалентний лужноземельний метал сіро-сталевого кольору, зі щільністю 1,85 г/см−3.[8] Він має одну з найвищих температур плавлення серед усіх легких металів. Найпоширенішим ізотопом берилію є9Be, який має 4 протона і 5 нейтронів. Він становить майже 100% усього природного берилію, і є єдиним стабільним ізотопом, однак штучно були синтезовані й інші ізотопи. У йонних з'єднаннях берилій втрачає два валентні електрони з утворенням катіона Be2+.

Небагато атомів берилію було синтезовано під час Великого Вибуху, хоча більшість з них розпались або брали участь в атомних реакціях при створенні більших ядер, таких як вуглець, азот і кисень. Берилій є одним з компонентів у 100 з понад 4000 відомих мінералів, таких як бертрандит Be4Si2O7(OH)2, берил Al2Be3Si6О18, хризоберил Al2BeO4 і фенакіт Be2SiO4. Дорогоцінні форми берилу — аквамарин, берил червоний і смарагд. Найпоширенішими джерелами берилію, що використовується у комерційних цілях, є берил і бертрандит, і при його виробництві використовується реакція відновлення фториду берилію за допомогою металевого магнію або електроліз розплавленого хлориду берилію, з невеликим вмістом хлориду натрію, оскільки хлорид берилію поганий провідник електрики.[8]

Завдяки високій жорсткості, невеликій масі і стабільності розмірів у широкому діапазоні температур, металевий берилій використовується як конструкційний матеріал в авіації, ракетній техніці і супутниковому зв'язку.[8] Він використовується як легуюча добавка у берилієвій бронзі, що використовується в електричних компонентах через її високу електро- і теплопровідність[9] Листи берилію використовуються у рентгенівських детекторах для фільтрації видимого світла і пропуску тільки рентгенівських променів.[8] Він використовується як сповільнювач нейтронів у ядерних реакторах, оскільки легкі ядра більш ефективні в уповільненні нейтронів, ніж важкі.[8] Низька маса і висока жорсткість берилію роблять зручним його застосування у високочастотних гучномовцях (твітерах).[10]

Берилій та його сполуки зараховані Міжнародним агентством з вивчення раку до 1 групи канцерогенів. Вони мають канцерогенні властивості щодо відношенню до людей і тварин.[11] Хронічний бериліоз є легеневим, гранулематозним захворюванням великого кола кровообігу, викликаним впливом берилію. Приблизно 1% — 15% людей чутливі до берилію, і у них можуть розвинутись запальні реакції дихальної системи та шкіри, які називаються хронічною берилієвою хворобою або бериліоз. Імунна система організму розпізнає берилій як чужорідні частинки і готує проти них атаку, зазвичай, у легенях, через які ці частинки вдихаются. Ця реакція може викликати лихоманку, втому, слабкість, нічні потовиділення і ускладнення дихання.[12]

Бор[ред. • ред. код]

Докладніше: Бор
Кристали Бору

Бор (B) — хімічний елемент з атомним номером 5, існує у вигляді ізотопів 10B і 11B. При нормальній температурі та тиску бор тривалентний металоїд, що має кілька алотропних форм. Аморфний бор є коричневим порошком, який утворюється як продукт багатьох хімічних реакцій. Кристалічний бор дуже твердий чорним матеріал з високою температурою плавлення, існуює у багатьох поліморфних модифікаціях. Найбільш поширеними є дві ромбоедричні модифікації: α-бор і β-бор, містять 12 і 106,7 атомів у ромбоедричній кліті відповідно, і 50-атомний бор з тетрагональною граткою. Бор має щільність 2,34−3.[13] Найпоширенішим у природі ізотопом бору є 11B (80,22% від усієї кількості бору), що містить 5 протонів і 6 нейтронів. Також зустрічається інший ізотоп 10B (19,78%) містить 5 протонів і 5 нейтронів.[14] Але це тільки стабільні ізотопи, а штучно були синтезовані й інші. Бор створює ковалентні зв'язки з іншими неметалами зі ступенями окиснення 1, 2, 3 і 4.[15][16][17] У чистому вигляді у природі бор не зустрічається, й існує тільки з'єднаннях, які звуться борати. Найпоширенішим джерелом бору є турмалін, бура Na2B4O5(OH)4 · 8H2O і керніт Na2B4O5(OH)4 · 2H2O.[13] Чистий бор досить важко отримати. Зробити це можна відновленням його магнієм з оксиду бору B2O3. Цей оксид одержують плавленням борної кислоти B(OH)3, яку у свою чергу отримують з бури. Трохи чистого бору можна отримати термічним розкладанням метилу бору BBr3 у газоподібному водні над гарячим дротом з танталу, який діє каталізатором.[13] Комерційно найважливішими джерелами бору є: пентагідрат тетраборату натрію Na2B4O7 · 5H2O, який у великих кількостях використовується при виробництві ізоляційного скловолокна і відбілювача з перборату натрію; карбід бору — керамічний матеріал, який використовується для виготовлення броньованих виробів, особливо бронежилетів для солдатів і співробітників міліції; борна кислота H3BO3, яку використовують у виробництві текстильного скловолокна і плоскопанельних дисплеїв; декагідрат тетраборату натрію Na2B4O7 · 10H2O і бура, яку використовують у виробництві клеїв; ізотоп бор-10 використовується в управлінні ядерними реакторами для захисту від ядерного випромінювання і у приладах для виявлення нейтронів.[14]

Бор є одним з найважливіших мікроелементів рослин, необхідний для створення і росту міцних клітинних мембран, ділення клітин, розвитку насіння і плодів, транспортування цукру і розвитку гормонів.[18][19] Проте концентрація його у ґрунті понад 1,0 мд може викликати некроз листя і поганий ріст. Рівень біля 0,8 мд може викликати ці ж симптоми у рослин особливо чутливих до бору. У більшості рослин, навіть не надто чутливих до наявності бору в ґрунті, ознаки отруєння бором з'являються при рівні вище 1,8 мд.[14] В організмі тварин бор є мікроелементом. У дієті людини щоденний прийом становить 2,1-4,3 мг бору у день на кілограм маси тіла.[20] Він також використовується як добавка для профілактики і лікування остеопорозу і артриту.[21]

Вуглець[ред. • ред. код]

Докладніше: Вуглець
Алмаз і графіт, два різних алотропи вуглецю

Вуглець (C) — хімічний елемент з атомним номером 6, в природі існує у ізотопах12C,13C і14C.[22] При нормальній температурі і тиску вуглець тверда речовина, що існує у різних аллотропних формах, найпоширенішими з яких є графіт, алмаз, фулерени і аморфний вуглець.[22] Графіт — м'який, матово-чорний напівметал з гексагональною кристалічною решіткою, з дуже хорошими провідними і термодинамічно стабільними властивостями. Алмаз має вельми прозорі безбарвні кристали з кубічними гратами і з поганими провідними властивостями, він найтвердіший з відомих природних мінералів і має найвищий показник заломлення серед усіх дорогоцінних каменів. На відміну від структур алмазу і графіту типу кристалічної решітки, фулерени, названі на честь Річарда Бакмінстера Фуллера, є речовинами, архітектура яких нагадує молекули. Є кілька різних фулеренів, найбільш відомим з яких є «бакмінстерфуллерен» C60, назва якого також пов'язана з іменем Річарда Бакмінстера Фуллера. Просторова структура цього фулерену нагадує геодезичний купол, винайдений Фуллером. Про фулеренів відомо поки небагато, вони є предметом інтенсивних досліджень.[22] Існує також аморфний вуглець, який не має кристалічної структури.[23] У мінералогії цей термін використовується для посилання на сажу і вугілля, хоча вони не є цілком аморфними, оскільки містять трохи графіту або алмазу.[24][25]

Найпоширенішим ізотопом вуглецю є12C зі шістьма протонами і шістьма нейтронами (98,9% від загальної кількості).[26] Стабільний також ізотоп13C із шістьма протонами і сімома нейтронами (1,1%).[26] Незначна кількість 14C також зустрічаються у природі, але цей ізотоп є радіоактивним і розпадається з періодом напіврозпаду 5730 років. Він використовується у методі радіовуглецевого датування.[27] Штучно синтезовані також інші ізотопи вуглецю. Вуглець утворює ковалентні зв'язки з іншими неметалами зі ступенями окиснення −4, −2, +2 і +4.[22]

Вуглець є четвертим за поширеністю елементом у Всесвіті за масою після водню, гелію і кисню,[28] другим у організмі людини за масою після кисню[29] і третім за кількістю атомів.[30] Існує майже нескінченна кількість сполук, що містять вуглець, завдяки здатності вуглецю утворювати стабільний зв'язок C — С.[31][32] Найпростішими вуглецевмісними молекулами є вуглеводні,[31] що складаються вуглецю і водню, хоча іноді вони мають у функціональних групах й інші елементи. Вуглеводні використовуються як паливо, для виробництва пластмас і у нафтохімії. Всі органічні сполуки, необхідні для життя, мають щонайменше один атом вуглецю.[31][32] У з'єднанні з киснем і воднем вуглець може утворювати багато груп важливих біологічних сполук,[32] включаючи цукор, лігнани, хітини, спирти, жири і ароматичні ефіри, каротиноїди і терпени. З азотом він утворює алкалоїди, а з додаванням сірки формує антибіотики, амінокислоти і гуму. З додаванням фосфору до цих елементів вуглець формує ДНК і РНК, хімічні коди носіїв життя, і аденозинтрифосфат (АТФ), що є найбільш важливими переносниками енергії для молекул у всіх живих клітинах.[32]

Азот[ред. • ред. код]

Докладніше: Азот
Рідкий азот

Азот (N) — хімічний елемент з атомним номером 7 і атомною масою 14,00674. При нормальних умовах азот у природі є інертним двоатомним газом без кольору, смаку і запаху, що становить 78,08% від обсягу атмосфери Землі. Азот було відкрито як складову частину повітря шотландським лікарем Даніелем Резерфордом 1772.[33] У природі він зустрічається у вигляді двох ізотопів: 14N і 15N.[34]

Багато важливих для промисловості речовини, такі як аміак, азотна кислота, органічні нітрати (ракетне паливо, вибухові речовини) та ціаніди, містять азот. У хімії чистого азоту переважає надзвичайно сильний хімічний зв'язок, у результаті чого виникають труднощі як для організмів, так і для промислового виробництва у руйнуванні цього зв'язку при перетворенні молекули N2 у корисні з'єднання. Але водночас таке успішне перетворення вивільнює багато енергії, якщо такі сполуки спалити, підірвати або іншим способом перетворити азот назад у газоподібний двоатомний стан.

Азот є у всіх живих організмах, а кругообіг азоту описує рух елемента з повітря у біосферу і органічні сполуки, і потім назад в атмосферу. Штучно створені нітрати є ключовими складниками промислових добрив, а також основними забруднюючими речовинами при виникненні евтрофікації водних систем. Азот є складовою частиною амінокислот, а, отже, білків і нуклеїнових кислот (ДНК і РНК). Він наявний у хімічній структурі практично всіх нейротрансмітерів і є визначальним компонентом алкалоїдів і біологічних молекул, що виробляються багатьма організмами.[35]

Кисень[ред. • ред. код]

Докладніше: Кисень

Кисень (O) — хімічний елемент з атомним номером 8. У природі зустрічається у вигляді16O,17O і 18O, серед яких найпоширенішим ізотопом є16O.[36]

Фтор[ред. • ред. код]

Докладніше: Фтор
Рідкий фтор в ампулі

Фтор (F) — хімічний елемент з атомним номером 9, що має єдиний стабільний ізотоп 19F.[37]

Неон[ред. • ред. код]

Докладніше: Неон
Неонова спектральна розрядна трубка

Неон (Ne) - хімічний елемент з атомним номером 10. Зустрічається в природі у вигляді20Ne, 21Ne і 22Ne.[38]

Примітки[ред. • ред. код]

  1. ↑ а б [1] at WebElements.
  2. ↑ а б Isotopes of Lithium. Berkley Lab, The Isotopes Project. Архів оригіналу за 2012 -07-31. Процитовано 2008-04-21. 
  3. ↑ Krebs, Robert E. (2006). The History and Use of Our Earth's Chemical Elements: A Reference Guide. Westport, Conn.: Greenwood Press. с. 47–50. ISBN 0-313-33438-2. 
  4. ↑ а б Kamienski et al. «Lithium and lithium compounds». Kirk-Othmer Encyclopedia of Chemical Technology. John Wiley & Sons, Inc. Published online '2004 '. DOI:10.1002/0471238961.1209200811011309.a01.pub2
  5. ↑ Cade J. F. J. (1949). Medical Journal of Australia (PDF) 2 (10). с. 349–52. PMID 18142718 http://www.who.int/docstore/bulletin/pdf/2000/issue4/classics.pdf Пропущений або порожній |title= (довідка).  Проігноровано невідомий параметр |Title= (можливо, |title=?) (довідка)
  6. ↑ P. B. Mitchell, D. Hadzi-Pavlovic (2000). Lithium treatment for bipolar disorder (PDF). Bulletin of the World Health Organization 78 (4). с. 515–7. PMC 2560742. PMID 10885179. 
  7. ↑ Baldessarini RJ, Tondo L, Davis P, Pompili M, Goodwin FK, Hennen J (October 2006). Decreased risk of suicides and attempts during long-term lithium treatment: a meta-analytic review. 8 (5 Pt 2). с. 625–39. doi:10.1111/j.1399-5618.2006.00344.x. PMID 17042835.  Проігноровано невідомий параметр |Journal= (можливо, |journal=?) (довідка)
  8. ↑ а б в г д [2] at WebElements.
  9. ↑ Standards and properties of beryllium copper.
  10. ↑ Information about beryllium tweeters.
  11. ↑ IARC Monograph, Volume 58. International Agency for Research on Cancer. 1993. Архів оригіналу за 2012-07-31. 
  12. ↑ Information about chronic beryllium disease.
  13. ↑ а б в [3] at WebElements.
  14. ↑ а б в Properties of boron.
  15. ↑ WTML Fernando, L.C. O'Brien, P.F. Bernath. Fourier Transform Spectroscopy: B4 Σ--X4 Σ- (PDF). University of Arizona, Tucson. Архів оригіналу за 2012-07-31. 
  16. ↑ KQ Zhang, B.Guo, V. Braun, M. Dulick, P.F. Bernath. Infrared Emission Spectroscopy of BF and AIF (PDF). University of Waterloo, Waterloo, Ontario. Архів оригіналу за 2012-07-31. 
  17. ↑ [http ://lb.chemie.uni-hamburg.de/search/index.php? content=166/dGp23678 Compound Descriptions: B 2 F 4]. Landol Börnstein Substance/Property Index. 
  18. ↑ Functions of Boron in Plant Nutrition (PDF). US Borax Inc. Архів оригіналу за 2003-08-18. 
  19. ↑ Blevins, Dale G.; Lukaszewski, Krystyna M. (1998). Functions of Boron in Plant Nutrition. Annual Review of Plant Physiology and Plant Molecular Biology 49. с. 481–500. doi:10.1146/annurev.arplant.49.1.481.  Проігноровано невідомий параметр |Pmid= (можливо, |pmid=?) (довідка)
  20. ↑ Zook EG and Lehman J. (1965). 850-5 48.  Проігноровано невідомий параметр |Journal= (можливо, |journal=?) (довідка)
  21. ↑ Boron. PDRhealth. Архів оригіналу за 2008-05-24. Процитовано 2008-09-18. 
  22. ↑ а б в г [4] at WebElements.
  23. ↑ .org/goldbook/A00294.pdf Amorphous carbon (pdf). IUPAC Compendium of Chemical Terminology (вид. 2nd). International Union of Pure and Applied Chemistry. 1997. 
  24. ↑ Vander Wal, R. (May 1996). Soot Precursor Material: Spatial Location via Simultaneous LIF-LII Imaging and Characterization via TEM (PDF). NASA Contractor Report (198469). 
  25. ↑ [http ://www.iupac.org/goldbook/D01673.pdf diamond-like carbon films] (pdf). IUPAC Compendium of Chemical Terminology (вид. 2nd). International Union of Pure and Applied Chemistry. 1997. 
  26. ↑ а б edu.au/media/17-dasgupta-slides.pdf Presentation about isotopes by Mahananda Dasgupta of the Department of Nuclear Physics at Australian National University.
  27. ↑ Plastino, W.; Kaihola, L.; Bartolomei, P.; Bella, F. Cosmic Background Reduction In The Radiocarbon Measurement By Scintillation Spectrometry At The Underground Laboratory Of Gran Sasso. Radiocarbon 43 (2A). с. 157–161.  Проігноровано невідомий параметр |Year= (можливо, |year=?) (довідка); Проігноровано невідомий параметр |Format= (можливо, |format=?) (довідка)
  28. ↑ Ten most abundant elements in the universe, taken from «The Top 10 of Everything», 2006, Russell Ash, page 10.
  29. ↑ Chang, Raymond (2007). Chemistry, Ninth Edition. McGraw-Hill. с. 52. ISBN 0-07-110595-6. 
  30. ↑ Freitas Jr., Robert A. (1999). Nanomedicine,. Landes Bioscience. Tables 3-1 & 3-2. ISBN 1570596808. 
  31. ↑ а б в Structure and Nomenclature of Hydrocarbons. Purdue University. Архів оригіналу за 2012-07-31. 
  32. ↑ а б в г Alberts, Bruce; Alexander Johnson, Julian Lewis, Martin Raff, Keith Roberts, Peter Walter. gov/books/bv.fcgi? highlight=carbon & rid=mboc4.section.165 Molecular Biology of the Cell. Garland Science. 
  33. ↑ Lavoisier, Antoine Laurent (1965). Elements of chemistry, in a new systematic order: containing all the modern discoveries. Courier Dover Publications. с. 15. ISBN 0486646246. 
  34. ↑ [5] at WebElements.
  35. ↑ Rakov, Vladimir A.; Uman, Martin A. (2007). id=TuMa5lAa3RAC & pg=PA508 Lightning: Physics and Effects. Cambridge University Press. с. 508. ISBN 9780521035415. 
  36. ↑ Oxygen Nuclides/Isotopes. EnvironmentalChemistry.com. 
  37. ↑ National Nuclear Data Center. org/69YsFi5bQ NuDat 2.1 database - fluorine-19. Brookhaven National Laboratory. Архів оригіналу за 2012-07-31. 
  38. ↑ Neon: Isotopes. Softciências. Архів оригіналу за 2012-07-31. 

Джерела[ред. • ред. код]

  • Greenwood N. N., Earnshaw A. Chemistry of the Elements. — 2nd. — Oxford : Butterworth-Heinemann, 1997. — 1341 p. — ISBN 0-7506-3365-4. (англ.)
  • Cotton F. A., Murillo C. A., Bochmann M. Advanced inorganic chemistry. — 6th — New York: Wiley-Interscience, 1999. — ISBN 0-471-19957-5. (англ.)
  • Housecroft C. E., Sharpe, A. G. Inorganic Chemistry. — 3rd. — Prentice Hall, 2008. — ISBN 978-0-13-175553-6. (англ.)
  • Ахметов Н. С. Общая и неорганическая химия. — М. : Высшая школа, 2001. — ISBN 5-06-003363-5. (рос.)
  • Лидин Р. А. Справочник по общей и неорганической химии. — М. : КолосС, 2008. — ISBN 978-5-9532-0465-1. (рос.)
  • Некрасов Б. В. Основы общей и неорганической химии. — М. : Лань, 2004. — ISBN 5-8114-0501-4. (рос.)
  • Спицын В. И., Мартыненко Л. И. Неорганическая химия. — М. : МГУ, 1991, 1994. (рос.)
  • Турова Н. Я. Неорганическая химия в таблицах. — М. : Высший химический колледж РАН, 2002. — ISBN 5-88711-168-2. (рос.)


Chem template.svg Це незавершена стаття з хімії.
Ви можете допомогти проекту, виправивши або дописавши її.
Періодична система хімічних елементів
1 2 3 4 5 6 7 8 9 10 11 12 13 14 15 16 17 18
1 H He
2 Li Be B C N O F Ne
3 Na Mg Al Si P S Cl Ar
4 K Ca Sc Ti V Cr Mn Fe Co Ni Cu Zn Ga Ge As Se Br Kr
5 Rb Sr Y Zr Nb Mo Tc Ru Rh Pd Ag Cd In Sn Sb Te I Xe
6 Cs Ba La Ce Pr Nd Pm Sm Eu Gd Tb Dy Ho Er Tm Yb Lu Hf Ta W Re Os Ir Pt Au Hg Tl Pb Bi Po At Rn
7 Fr Ra Ac Th Pa U Np Pu Am Cm Bk Cf Es Fm Md No Lr Rf Db Sg Bh Hs Mt Ds Rg Cn Uut Fl Uup Lv Uus Uuo
8 Uue Ubn Ubu Ubb Ubt Ubq Ubp Ubh
Лужні метали Лужноземельні метали Лантаноїди Актиноїди Перехідні метали Постперехідні метали Суперактиноїди Напівметали Інші неметали Галогени Благородні гази
Властивості
Метали Неметали невідомі
Отримано з https://uk.wikipedia.org/w/index.php?title=Період_2_періодичної_системи_елементів&oldid=18429722